Практикум по физической химии. Кондуктометрия: Методическое пособие, страница 7

– оценить ионную электропроводность . Для этой оценки следует использовать значение , определенное при выполнении первого варианта работы или значение, взятое из справочника;

– определить эквивалентную электропроводность 0.01 н растворов ацетата калия и уксусной кислоты, сопоставить их со справочными данными.

Если работа выполняется в качестве курсовой, можно изучить зависимость вида кривой титрования от исходной концентрации уксусной кислоты и объяснить полученные результаты а также использовать другие слабые одноосновные кислоты. Рекомендуется также получить более точное теоретическое выражение для зависимости удельной электропроводности  от у в «кислой» области и сопоставить его с экспериментальными данными.

Порядок проведения измерений аналогичен варианту №1.

Вариант № 3. Титрование смеси сильной и слабой кислот. Рекомендуется использовать эквимолекулярную смесь соляной кислоты и уксусной кислоты. Обозначим их начальные концентрации, как a_w (weak) и a_s (strong).

При титровании щелочью смеси соляной и уксусной кислот можно выделить три области.

«Кислая область 1» {y < a_s }.Будем считать в первом приближении, что в присутствии соляной кислоты диссоциация уксусной кислоты подавляется, и она ведет себя как неэлектролит. При титровании в растворе присутствуют ионы , K⁺ ,  и недиссоциированная уксусная кислота. При добавлении щелочи удельная электропроводность раствора  линейно уменьшается. Ожидается, что её зависимость от величины у примерно такая же, как в варианте №1.

«Кислая область 2» {a_s< y < (a_s + a_w)}. Можно считать, что в этой области происходит титрование слабой (уксусной) кислоты, а сильная кислота полностью оттитрована. Ожидается зависимость  от  подобная наблюдавшейся в варианте №2.

«Щелочная область». {y > (a_s + a_w)}. Обе кислоты оттитрованы, электропроводность раствора возрастает по мере добавления щелочи. При переходе к «щелочной области», как и в вариантах №1 и №2, на кривой титрования наблюдается излом, что позволяет легко определить суммарную концентрацию кислоты.

Переход от «кислой области 1» к «кислой области 2» выражен не так отчетливо, как переход к «щелочной области». Тем не менее, ориентировочно концентрация слабой кислоты также может быть определена.

Вариант № 4. Титрование двухосновной (например, щавелевой) кислоты. Если при диссоциации по первой ступени кислота ведёт себя как сильная, а по второй ступени – как слабая, то наблюдаемая картина титрования аналогична варианту №3.

Задача К-2

ОПРЕДЕЛЕНИЕ КОНСТАНТЫ ДИССОЦИАЦИИ УКСУСНОЙ КИСЛОТЫ

Цель лабораторной работы – определить константу диссоциации уксусной кислоты кондуктометрическим методом при температуре 25 ⁰ С.

В водных растворах уксусная кислота гидролизуется с образованием ионов ацетата и гидроксония

.

Константа равновесия реакции гидролиза, выраженная через активности, определяется уравнением

             (10)

где С_А – исходная концентрация кислоты в моль / л; a – степень гидролиза; С_В – концентрация воды; f_i – коэффициенты активности; С_А <<. С_В. Поскольку в разбавленном растворе концентрация воды постоянна, её можно включить в константу равновесия, которая в этом случае называется константой диссоциации .

Если считать, что неидеальность раствора обусловлена только эффектами теории Дебая–Хюккеля, то коэффициенты активности незаряженных частиц: воды и недиссоциированной кислоты, можно положить равными единице, а произведение коэффициентов активности катиона и аниона найти, вводя среднеионный коэффициент активности :

,       ,

где I – ионная сила раствора; A и B – константы;  –десятичный логарифм. При 25 ⁰ С для водного раствора 1,1-валентного электролита A = 0.509, B » 1.

Уравнение (10) можно переписать как

Учтено, что для 1,1-валентного электролита ионная сила равна произведению его концентрации на степень диссоциации.

Для нахождения степени диссоциации нужно использовать уравнение Дебая–Хюккеля–Онзагера (6), которое можно представить в виде